La Ley de las proporciones múltiples

En una reacción química en un sistema cerrado, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. De esto, recuerdo las famosas palabras pronunciadas por Lavoisier: «Nada se crea, nada se pierde, todo se transforma».

Cuando dos gramos de hidrógeno reaccionan con 16 gramos de oxígeno hay una formación de 18 gramos de agua, aún así, cuando 12 gramos de carbono reaccionan con 32 gramos de oxígeno causa la formación de 44 gramos de dióxido de carbono.

Cuando, en varios experimentos, dos sustancias se unen para formar un compuesto, siempre lo hacen en la misma proporción. Esta relación es característico de cada reacción, es decir, independiente de la cantidad de reactivos utilizados. Este principio es fundamental en la química y se conoce como la ley de las proporciones definidas o ley de Proust. Esta ley establece que los elementos siempre se combinan en las mismas proporciones por masa para formar un compuesto específico.

Para la reacción entre, por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno para formar agua, los valores experimentales se pueden obtener los siguientes:

Tenga en cuenta que por cada reacción, la masa del producto es la suma de la masa de los reactivos, que está de acuerdo con la Ley de Lavoisier. Las masas de los reactivos y productos que participan en una reacción puede ser diferente, pero las relaciones entre ellos son siempre constantes.

Consecuencias de la Ley de Proust:

Si una masa fija de un elemento se combina con diferentes masas de un segundo elemento para formar compuestos diferentes, estas masas (diferentes) están juntos en una relación de números enteros pequeños.

Parece ser que, manteniéndose constante la masa de nitrógeno, las masas de oxígeno, ellos mismos en una relación de número entero simple y pequeña, es decir, 01:02: 03:04: 5.

Ejemplo:

Por dos razones conocidas, tenemos:

1C 1O → + 1CO proporción 1 / 1 = 1

1C + 1O2 → proporción de CO2 2.1

En la primera reacción es la formación de monóxido de carbono, cuya proporción de carbono en oxígeno es una relación de números enteros igual a un resultado. En la segunda reacción, tenemos la formación de dióxido de carbono (CO2), el oxígeno de carbono, cuya relación es una relación de números enteros 1 / 2.

Ley de Gay Lussac (sólo válido para reacciones entre gases )

En una reacción de gas en el que sólo participan en las mismas condiciones de temperatura y presión, hay una relación de números enteros y pequeños volúmenes de gas entre los participantes en la reacción. Esta ley, también conocida como la ley de las proporciones volumétricas, fue formulada por el químico francés Joseph Louis Gay-Lussac en 1808.

Al demostrar la ley puede observar que el volumen de gas del producto (2 C (g)) no es necesariamente igual a los reactivos.

Reanudar ejemplo para demostrar la Ley:

Reactivos: 1V + = 3V 4V

Productos: 2V

Ejemplo:

Bajo ciertas condiciones de trabajo de presión y temperatura, se encontró que 0.70 L de monóxido de nitrógeno reacciona con 0.35 L de oxígeno para formar 0,70 L de dióxido de nitrógeno. Demostrar que estos datos están de acuerdo con la Ley de Gay-Lussac volumétrica.

La proporción montados a partir de los volúmenes de entrega es:

O, de 70 años: 0,35: 0,70

Dividiéndolo por el extremo inferior de la proporción, tenemos:

0,70 / 0,35: 0,35 / 0,35 0,70 / 0,35

Es decir, 2: 1: 2 (una proporción de números enteros y pequeños).

Recuerde que una reacción química, «la cantidad de gas no se puede mantener, cuando la masa se conserva (ley de Lavoisier).

Es importante destacar que estas leyes son fundamentales en la química y han permitido el desarrollo de la teoría atómica y molecular. Estas leyes también han permitido a los científicos predecir los resultados de las reacciones químicas y desarrollar nuevas sustancias y medicamentos. Sin estas leyes, la química moderna tal como la conocemos hoy no existiría.